Enlace iónico

Un enlace iónico o electrovalente es el resultado de la presencia de atracción electrostática entre los iones de distinto signo respecto a las valencias de los elementos y el número de electrones que deben perder o ganar para completar las capas, es decir, uno fuertemente electropositivo y otro fuertemente electronegativo. Eso se da cuando en el enlace, uno de los átomos capta electrones del otro. La atracción electrostática entre los iones de carga opuesta causa que se unan y formen un compuesto químico simple, aquí no se fusionan; sino que uno da y otro recibe. Para que un enlace iónico se genere es necesario que la diferencia (delta) de electronegatividades sea mayor o igual a 1,7. (Escala de Pauling).
La energía necesaria para crear un enlace iónico es alrededor de 75-100 Kcal/mol.
Cabe resaltar que ningún enlace es totalmente iónico, siempre habrá una contribución en el enlace que se le pueda atribuir a la compartición de los electrones en el mismo enlace (covalencia). El modelo del enlace iónico es una exageración que resulta conveniente ya que muchos datos termodinámicos se pueden obtener con muy buena precisión si se piensa que los átomos son iones y no hay compartición de electrones.

Dado que los elementos implicados tienen elevadas diferencias de electronegatividad, este enlace suele darse entre un compuesto metálico y uno no metálico. Se produce una transferencia electrónica total de un átomo a otro formándose iones de diferente signo. El metal dona uno o más electrones formando iones con carga positiva o cationes con una configuración electrónica estable. Estos electrones luego ingresan en el no metal, originando un ion cargado negativamente o anión, que también tiene configuración electrónica estable. Son estables pues ambos, según la regla del octeto o por la estructura de Lewis adquieren 8 electrones en su capa más exterior (capa de valencia), aunque esto no es del todo cierto ya que contamos con varias excepciones, la del hidrógeno (H) que se llega al octeto con dos electrones, el berilio (Be) con 4, el aluminio (Al) y el boro (B) que se rodean de seis (estas últimas dos especies forman aductos ácido-base para llegar al octeto convencional de 8 electrones).

Los compuestos iónicos forman redes cristalinas constituidas por N iones de carga opuesta, unidos por fuerzas electrostáticas. Este tipo de atracción determina las propiedades observadas. Si la atracción electrostática es fuerte, se forman sólidos cristalinos de elevado punto de fusión e insolubles en agua; si la atracción es menor, como en el caso del NaCl, el punto de fusión también es menor y, en general, son solubles en agua e insolubles en líquidos apolares, como el benceno o el disulfuro de carbono.

Características 

Algunas características de este tipo de enlace son:

 Los enlaces son muy fuertes (depende fuertemente de la naturaleza de los iones).
Sólidos a temperatura ambiente y poseen una estructura cristalina o transparente en el sistema cúbico. (Hay compuestos iónicos que son líquidos a temperatura ambiente denominados "líquidos iónicos" o "Sales Derretidas", con un campo de aplicación gigantesco.)
 Altos punto de fusión (entre 300  °C y 1000 °C) y ebullición (Si el enlace tiene un carácter covalente alto, puede ser que estos valores disminuyan abruptamente)
 Son enlaces resultantes de la interacción entre los metales de los grupos I y II y los no metales de los grupos VI y VII.
 Son solubles en agua y otras disoluciones acuosas debido al dipolo eléctrico que presentan las moléculas de agua; capaces de solvatar a los iones, compensando así la energía de red cristalina. (No todos los compuestos iónicos se pueden disolver fácilmente con agua, ya sea por la poca energía de solvatación de los iones o por el carácter covalente del compuesto iónico).
 Una vez en disolución acuosa son excelentes conductores de electricidad, ya que entonces los iones quedan libres. (Hay una gran variedad de compuestos iónicos que son poco o muy poco solubles en disolución acuosa, también debido al carácter covalente del compuesto y que no permite que el agua separe fácilmente la red cristalina, resultando así en una muy pobre conductividad en disolución)
 Posee únicamente enlaces simples.
 En estado sólido no conducen la electricidad, ya que los iones ocupan posiciones muy fijas en la red. Si utilizamos un bloque de sal como parte de un circuito en lugar del cable, el circuito no funcionará. Así tampoco funcionará una bombilla si utilizamos como parte de un circuito un cubo de agua, pero si disolvemos sal en abundancia en dicho cubo, la bombilla del circuito se encenderá. Esto se debe a que los iones disueltos de la sal son capaces de acudir al polo opuesto (a su signo) de la pila del circuito y, por ello, este funciona.

Clasificación 

Los iones se clasifican en dos tipos:

a) Anión: Es un ion con carga eléctrica negativa, lo que significa que los átomos que lo conforman tienen un exceso de electrones. Comúnmente los aniones están formados por no metales, aunque hay ciertos aniones formados por metales y no metales. Los aniones más habituales son (el número indica la carga):

 F- fluoruro.
 Cl- cloruro.
 Br- bromuro.
 I- yoduro.

 S 2- sulfuro.
 SO42- sulfato.
 NO3- nitrato.
 PO43- fosfato.

 ClO- hipoclorito.
 ClO2- clorito.
 ClO3- clorato.
 ClO4- perclorato.

 CO32- carbonato.
 BO3 3- borato.
 MnO4- permanganato.
 CrO42- cromato.
 Cr2O72- dicromato
 

b) Catión: es un ion con carga eléctrica positiva. Los más comunes se forman a partir de metales, pero hay ciertos cationes formados con no metales.

 Na+ sodio.
 K+ potasio.
 Ca2+ calcio.
 Ba2+ bario.
 Mg2+ magnesio.
 Al3+ aluminio.
 Pb2+ plomo (II).
 Zn2+ zinc (o cinc).

 Fe2+ hierro (II) o ferroso.
 Fe3+ hierro (III) o férrico.
 Cu+ cobre (I) o cuproso (aunque en realidad, este ion es Cu22+).
 Cu2+ cobre (II) o cúprico.
 Hg+ mercurio (I) o mercurioso (aunque en verdad, este ion es Hg22+).
 Hg2+ mercurio (II) o mercúrico.
 Ag+ plata (I).

 Cr3+ cromo (III).
 Mn2+ manganeso (II).
 Co2+ cobalto (II) o cobaltoso.
 Co3+ cobalto (III) o cobáltico.
 Ni2+ níquel (II) o niqueloso.
 Ni3+ níquel (III) o niquélico.
 NH4+ amonio.

Véase también
 Regla del octeto
 Enlace covalente
 Enlace metálico

Referencias

Bibliografía 
  Química aplicada a la ingeniería.  Escrito por Caselles Pomares María José, Gómez Antón María Rosa, Molero Meneses Mariano, Sardá Hoyo Jesús, Google libros

Enlace químico
Iones